Kwasowość
Najważniejszą właściwością kwasów karboksylowych, a zarazem tą, która jest odpowiedzialna za ich nazwanie, jest ich kwasowość. Kwasem jest każdy związek, który oddaje jon wodorowy, H+ (zwany też protonem), innemu związkowi, zwanemu zasadą. Kwasy karboksylowe robią to znacznie łatwiej niż większość innych klas związków organicznych, dlatego mówi się, że są silniejszymi kwasami, chociaż są znacznie słabsze niż najważniejsze kwasy mineralne – siarkowy (H2SO4), azotowy (HNO3) i chlorowodorowy (HCl). Przyczynę większej kwasowości tej grupy związków można najlepiej wykazać porównując ich kwasowość z kwasowością alkoholi, z których oba zawierają grupę -OH. Alkohole w roztworze wodnym są związkami obojętnymi. Gdy alkohol odda swój proton, staje się jonem ujemnym, zwanym jonem alkoksydowym, RO-. Kiedy kwas karboksylowy oddaje swój proton, staje się jonem ujemnie naładowanym, RCOO-, zwanym jonem karboksylanowym.
Jon karboksylanowy jest znacznie bardziej stabilny niż odpowiadający mu jon alkoksydowy, ponieważ istnieją struktury rezonansowe dla jonu karboksylanowego, które rozpraszają jego ładunek ujemny. Tylko jedna struktura może być narysowana dla jonu alkoksydowego, ale dwie struktury mogą być narysowane dla jonu karboksylanowego. Gdy dla cząsteczki lub jonu można narysować dwie lub więcej struktur różniących się jedynie położeniem elektronów walencyjnych, oznacza to, że jego elektrony walencyjne są zdelokalizowane lub rozłożone na więcej niż dwa atomy. Zjawisko to nazywane jest rezonansem, a struktury nazywane są formami rezonansowymi. Strzałka z podwójnym grotem jest używana do pokazania, że dwie lub więcej struktur są powiązane przez rezonans. Ponieważ istnieją dwie formy rezonansowe, ale tylko jeden prawdziwy jon, wynika z tego, że żadna z tych form nie jest dokładnym odwzorowaniem rzeczywistego jonu. Prawdziwa struktura zawiera aspekty obu struktur rezonansowych, ale nie powiela żadnej z nich. Rezonans zawsze stabilizuje cząsteczkę lub jon, nawet jeśli ładunek nie jest zaangażowany. Stabilność anionu decyduje o sile jego macierzystego kwasu. Kwas karboksylowy jest zatem znacznie silniejszym kwasem niż odpowiadający mu alkohol, ponieważ po utracie protonu powstaje bardziej stabilny jon.
Niektóre atomy lub grupy, gdy są przyłączone do węgla, odbierają elektrony w porównaniu z atomem wodoru w tej samej pozycji. Na przykład, rozważmy kwas chlorooctowy (Cl-CH2COOH) w porównaniu z kwasem octowym (H-CH2COOH). Ponieważ chlor ma wyższą elektroujemność niż wodór, elektrony w wiązaniu Cl-C są przyciągane dalej od węgla niż elektrony w odpowiadającym mu wiązaniu H-C. Dlatego chlor jest uważany za grupę odbierającą elektrony. Jest to jeden z przykładów tzw. efektu indukcyjnego, w którym podstawnik wpływa na rozmieszczenie elektronów w związku. Istnieje wiele takich efektów, a atomy lub grupy mogą być oddające lub odbierające elektrony w porównaniu z wodorem. Obecność takich grup w pobliżu grupy COOH kwasu karboksylowego często wpływa na jego kwasowość. Ogólnie rzecz biorąc, grupy odbierające elektrony zwiększają kwasowość poprzez zwiększenie stabilności jonu karboksylanowego. W przeciwieństwie do tego, grupy elektronodonorowe zmniejszają kwasowość poprzez destabilizację jonu karboksylanowego. Na przykład, grupa metylowa, -CH3, jest ogólnie uważana za grupę elektronodonośną, a kwas octowy, CH3 COOH, jest około 10 razy słabszym kwasem niż kwas mrówkowy, HCOOH. Podobnie, kwas chlorooctowy, ClCH2 COOH, w którym silnie odbierający elektrony chlor zastępuje atom wodoru, jest około 100 razy silniejszym kwasem niż kwas octowy, a kwas nitrooctowy, NO2CH2 COOH, jest jeszcze silniejszy. (Grupa NO2 jest bardzo silną grupą odbierającą elektrony). Jeszcze większy efekt występuje w kwasie trójchlorooctowym, Cl3CCOOH, którego siła kwasowa jest mniej więcej taka sama jak kwasu chlorowodorowego.